POLITECHNIKA POZNAŃSKA ZAKŁAD CHEMII FIZYCZNEJ ĆWICZENIA PRACOWNI CHEMII FIZYCZNEJ

Transkrypt

1 KALORYMETRIA - CIEPŁO ZOBOJĘTNIANIA WSTĘP Według pierwszej zasady termodynamiki, w dowolnym procesie zmiana energii wewnętrznej, U układu, równa się sumie ciepła wymienionego z otoczeniem, Q, oraz pracy, L, dostarczonej do układu lub wykonanej przez układ w czasie przemiany: U= Q+ L () Energia wewnętrzna układu jest funkcją stanu, gdyż jej zmiana w czasie trwania przemiany nie zależy od drogi przemiany, lecz od stanu końcowego i początkowego. Ciepło i praca nie są w każdej przemianie funkcjami stanu. Gdy jedyną pracą wykonywaną przez układ podczas przemiany jest praca objętościowa, to I zasada termodynamiki przyjmie postać: du = Q - pdv (2) Dla często występującej w chemii przemiany izobarycznej (p = ciśnienie atmosferyczne = const.), dogodnie jest wprowadzić do opisu procesów funkcję zwaną entalpią, H, będącą z definicji funkcją stanu: H = U + pv (3) Różniczka zupełna H równa się: dh = du + pdv + Vdp () Uwzględniając w równaniu (9.) wartość du daną równaniem (9.2) otrzymuje się: dh = Q + Vdp (5) Dla przemiany izobarycznej Vdp = 0, czyli: dh = Q dla p = const (6) Równanie (9.6) wyrażające prawo Hessa mówi, iż w przemianie izobarycznej ciepło reakcji jest równe zmianie entalpii, nie zależy więc od drogi przemiany. Dla procesów izochorycznych otrzymuje się z równania (2) wyrażenie: du = Q dla V = const (7) Z równania (7) wynika, iż w przemianie izochorycznej ciepło przemiany również nie zależy od drogi przemiany (prawo Hessa). Z równań (6) oraz (7) wynika, iż ciepło przemiany jest dla przemiany izochorycznej równe zmianie energii wewnętrznej układu, zaś w przemianie izobarycznej równe zmianie entalpii układu. Różnica między H oraz U dla danej przemiany zależy od zmiany objętości występującej gdy reakcja zachodzi pod stałym ciśnieniem i od wartości tego ciśnienia. Dla reakcji gazowych (gaz doskonały), zachodzi związek: H U + n RT (faza gazowa) (8) str.

2 Dla reakcji przebiegających w roztworze U jest praktycznie równe H ze względu na zaniedbywalnie małą zmianę objętości układu w procesie izobarycznym. Ciepło zobojętniania Podczas reakcji zobojętniania kwasu zasadą lub odwrotnie, wywiązuje się ciepło zwane ciepłem zobojętniania; dla procesu prowadzonego izobarycznie jest ono równe entalpii zobojętniania: H + + OH - H 2 O ciepło = H (9) Wartość H posiada dla mocnych kwasów i zasad wartość stałą, niezależną od rodzaju kwasu i zasady, równą ok.-65,6 kj/ mol. Efekt cieplny (entalpię) tej reakcji wyznaczyć można przez pomiar efektów cieplnych następujących procesów: -rozcieńczania kwasu siarkowego: 2 H 2SO + H 2 O H SO 2 + H 2 O ciepło = H 2 (0) -zobojętniania zasady sodowej kwasem siarkowym: 2 H 2SO + H 2 O + Na + + OH - Na SO 2 +2H 2 O ciepło = H 3 () -rozpuszczania gliceryny w wodzie (wyznaczanie pojemności cieplnej kalorymetru): C 3 H 5 (OH) 3 + H 2 O C 3 H 5 (OH) 3 (H 2 O) ciepło = H (2) Szukana wartość H równa jest: H = H 3 - H 2 (3) gdyż w reakcji () oprócz ciepła zobojętniania ( H ) występuje ciepło rozcieńczania, H 3, kwasu siarkowego wprowadzonego do roztworu zasady sodowej. Wartość ciepła rozpuszczania gliceryny w wodzie, H, potrzebna jest do wyznaczenia pojemności cieplnej kalorymetru, c, zgodnie z równaniem: c H = T () Ciepło molowe rozpuszczania gliceryny w wodzie wynosi: H M = -5,98 kj / mol.[ ] Wartość molowej entalpii zobojętniania, H M, obliczyć można z równania: Poradnik fizykochemiczny, Praca zbiorowa. WNT, 97 str. 2

3 n T 0,2 T M M 3 2 H = H (5) 2 n3 T gdzie: H M - molowe ciepło rozpuszczania gliceryny w wodzie H M - molowe ciepło zobojętniania n 3 - ilość moli H SO 2 użytego w reakcji (0) n - ilość moli gliceryny użytej w reakcji (2), T 2, T 3 i T - temperatury układu spowodowane przebiegiem odpowiednio reakcji : (0), () i (2). CEL ĆWICZENIA Celem ćwiczenia jest wyznaczenie entalpii zobojętniania kwasu zasadą. APARATURA Komora termostatująca. Uniwersalny miernik METEX. Czujnik termistorowy. Mieszadełko mechaniczne. Zasilacz i układ sterujący mieszadłem. SPRZĘT Zlewka 00 ml (pomiarowa). Zlewka 50 ml. Mikropipeta 0,05 ml. Pipety szklane 2 ml, 5 ml i 25 ml ODCZYNNIKI Roztwór H 2 SO 3 mol dm -3. Roztwór NaOH 0,2 mol dm -3. Gliceryna. Butla z wodą destylowaną 3 dm 3. PRZEBIEG ĆWICZENIA. Uruchomić komputer. 2. Uruchomić program METEX SCOPEVIEW znajdujący się na pulpicie oraz miernik METEX. 3. W programie METEX SCOPEVIEW nacisnąć przycisk POWER w celu sprawdzenia komunikacji z miernikiem (program powinien zacząć rejestrować wskazania miernika). mastępnie nacisnąć przycisk SCOPE w celu uruchomienia panelu sterującego układem. ustawić odpowiedni zakres oporów (zgodnie ze wskazaniami prowadzącego), str. 3

4 nadać nazwę plikowi przed rozpoczęciem pomiaru (naciskając przycisk RECORD) nacisnąć przycisk SCOPE w celu uruchomienia panelu rejestrującego rozpoczęcie rejestracji pomiaru następuje po naciśnięciu przycisku RUN, a zakończenie po naciśnięciu przycisku STOP Postępować zgodnie z instrukcją obsługi programu znajdującą się przy ćwiczeniu i wskazaniami prowadzącego.. Do naczynia pomiarowego (zlewka) wlać 37,5 ml wody destylowanej, umieścić je w komorze termostatu i przykryć pokrywą z wbudowanym czujnikiem termistorowym. 5. Zanurzyć mieszadełko, uruchomić je i wyregulować jego prędkość. 6. Po kilku minutach rozpocząć rejestrację oporu (temperatury) naciskając przycisk RUN. 7. Po ok. minucie dodać 0,25 ml 3 mol dm -3 H 2 SO. Obserwować zmiany oporności wywołane efektem cieplnym ( T 2 ) rozcieńczania kwasu siarkowego. 8. Po kolejnej minucie zakończyć pomiar naciskając przycisk STOP (za koniec procesu należy uznać brak znacznych wahań rejestrowanych wartości oporu). 9. Następnie wyłączyć mieszadełko i zdjąć pokrywę komory termostatującej wraz z mieszadełkiem i czujnikiem termistorowym. Pokrywę umieścić na zlewce (50 ml) z wodą destylowaną.umyć naczynie pomiarowe. Zestawić układ ponownie. 0. Pomiary wykonać również dla efektów cieplnych wywołanych dodaniem: a) 0,05 ml 3 mol dm -3 H 2 SO do roztworu ustabilizowanego (36 ml H 2 O destylowanej +,5 ml 0,2 mol dm -3 NaOH), efekt ( T 3 ) b) 0,25 ml gliceryny do 37,5 ml H 2 O destylowanej, efekt ( T ).. Pomiary dla każdego układu wykonać dwukrotnie. OPRACOWANIE WYNIKÓW. Z uzyskanych pomiarów wykonać wykresy zależności oporu (termistora) od czasu trwania reakcji. 2. Wartości zmian temperatury (oporu termistora), występujące w równaniu (5), zastąpić można wysokościami odcinków (wyliczonymi z różnic wartości max i min) proporcjonalnymi do wielkości zmian temperatury. 3. Korzystając ze wzoru (5) obliczyć wartość entalpii zobojętniania. Do obliczeń liczby moli gliceryny zawartej w ml przyjąć wartość gęstości gliceryny równą d =,263 g/cm 3.[ 2 ] 2 Poradnik fizykochemiczny, WNT, 97 str.

5 Opór termistora /kohm T H Czas /s Rys. Przykład wyznaczania wartości różnic temperatur. T str. 5

6 Wzór tabeli i schematu opracowania Nr grupy:.. Wydział. Kierunek Studia niestacjonarne Nr zespołu:. Imię i Nazwisko studenta.. Nr ćwiczenia:... Data wykonywania ćwiczenia:. Nazwisko Prowadzącego:. Temat ćwiczenia: 2. Cel ćwiczenia: 3. Pomiary:. Obliczenia: 5. Wykresy: 6. Wnioski: str. 6